Vaihtoehto 1.

1. Atomin ytimen varauksessa +8 on kemiallisen alkuaineen atomeja:
B. Happi.

2. Yhteisten elektroniparien lukumäärä kloorimolekyylissä:
Kello kolmelta.

3. Kovalenttinen polaarinen sidos on aineen molekyylissä, jonka kaava on:
B. CO2.

4. Typen hapettumisaste useissa aineissa, joiden kaavat ovat N2-NO-NO2-HNO3:
A. Nousee 0:sta +5:een.

5. Rakennekaava Jaksollisen järjestelmän ryhmän VI pääalaryhmän alkuaineen E vetyyhdiste:
V. N-E-N.

6. Kemiallisen reaktion H2S + C12 = 2HC1 + S yhtälö vastaa kloorin konversiokaaviota:
A.Cl0->Cl-1

7. Aineella X muutossarjassa С02→X→Са(НСО3)2→CO2 on kaava:
B. CaCO3.

8. Kloridianionin reagenssi on kationi:
B. Ag+.

D. H2SO4 ja MgO.

10. Typpioksidi (IV) muodostuu aineiden vuorovaikutuksessa, joiden kaavat ovat:
B. HNO3(kons.) ja Ag.

2P + 3Zn = Zn3P2
Zn3P2 + 3H2O + 4O2 = 3Zn(OH)2 + P2O5
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2H3PO4 + 6Na = 2Na3P04 + 3H2
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓+ 3NaNO3

Zn3P2-3 + 3H2O + 4O20 = 3Zn(OH)2 + P2+5O5-2
O2 0 → 2O -2 +2 e, hapetin
P -3 → P +5 - 8 e, pelkistävä aine

Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3
3Na+ + PO4 3-+ 3Ag+ + 3NO3- = Ag3PO4↓+ 3Na+ + 3NO3-
PO4 3-+ 3Ag+= Ag3PO4↓

14. Laske kloorivedyn massa (kg), joka saadaan saattamalla 4,48 m3 klooria reagoimaan vedyn ylimäärän kanssa.
n(Cl2) = 4480 dm3 / 22,4 dm3 / mol = 200 mol
n (HCl) = 2n (Cl2) = 400 mol
m (HCl) \u003d 400 mol * 36,5 g / mol \u003d 14600 g = 14,6 kg

15. Nimi kemiallinen alkuaine, jonka ytimessä on isotooppi, jossa ei ole neutroneja.
vety

Vaihtoehto 2.

OSA A. Monivalintatestit

1. Atomin ytimen +17 varauksessa on kemiallisen alkuaineen atomeja:
G. Chlorine.

2. Yhteisten elektroniparien lukumäärä vetymolekyylissä:
A. 1.

3. Aineen molekyylissä on kovalenttinen ei-polaarinen sidos, jonka kaava on:
A. N2.

4. Fosforin hapetusaste useissa aineissa, joiden kaavat ovat Ca3P2-P-P2O3-P2O5:
B. Nousee arvosta -3 arvoon +5.

5. Jaksollisen järjestelmän ryhmän V pääalaryhmän alkuaineen E vetyyhdisteen rakennekaava:
G. N-E-N.
H

6. Kemiallisen reaktion 2SO2 + O2 = 2SO3 yhtälö vastaa rikin muunnoskaaviota:
B. S+4 → S+6.

7. Aineella X muunnossarjassa N2 → NH3 → X → NO2 on kaava:
B. EI.

8. Karbonaattianionin lähtöaine on kationi:
A. H+.

9. Kemiallinen reaktio mahdollista aineiden välillä, joiden kaavat ovat:
B. P205 ja NaOH.

10. Rikkioksidia (IV) ei muodostu aineiden, joiden kaavat ovat:
D. CaCO3 ja H2SO4.

OSA B. Tehtävät vapaalla vastauksella

1. Mg + S = MgS
2. 2 MgS + 3O2 = 2MgO + 2SO2,
3. 2SO2 + O2 = 2SO3
4. SO3 + Na2O = Na2SO4
5. Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl

12. Tarkastellaan tehtävän 11 ​​muunnosa 2 OVR:n näkökulmasta.
2 MgS-2 + ZO20 = 2MgO-2 + 2S + 4O2-2,
S-2 → S+4, -6e, pelkistävä aine
O20 → 2O-2 + 2 * 2e, hapetin

13. Valitse tehtävästä 11 ioninvaihtoreaktio ja kirjoita se muistiin ionimuodossa.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2NaCl
SO42- + Ba2+ = BaSO4 ↓

14. Laske ammoniakin massa (kg), joka saadaan saattamalla 2 kmol typpeä reagoimaan vedyn ylimäärän kanssa.
N2 + 3H2 = 2NH3
n(NH3) = 2n(N2) = 4 kmol = 4000 mol
m(NH3) \u003d 4000 mol * 17 g / mol \u003d 68000 g = 68 kg.

15. Nimeä kemiallinen alkuaine, joka ei koskaan osoita positiivista hapetusastetta yhdisteissä.
Fluori

Vaihtoehto 3.

OSA A. Monivalintatestit

1. Atomin ytimen +14 varauksessa on kemiallisen alkuaineen atomeja:
V. Pii.

2. Bromimolekyylin yhteisten elektroniparien lukumäärä:
A. 1.

3. Kovalenttinen polaarinen sidos on aineessa, jonka kaava on:
B. H2S.

4. Rikin hapetusaste useissa aineissa, joiden kaavat ovat SO3-SO2-S-H2S:
D. Laskee +6:sta -2:een.

5. Jaksollisen järjestelmän ryhmän VII pääalaryhmän alkuaineen E vetyyhdisteen rakennekaava:
A. N-E.

6. Kemiallinen reaktioyhtälö 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O vastaa typen konversiokaaviota:
B. N-3 → N+2.

7. Aineella X muunnossarjassa PH3 → P2O5 → X → Ca3 (PO4) 2 on kaava:
A. H3PO4.

8. Sulfaattianionin reagenssi on kationi:
B. Ba2+.

9. Kemiallinen reaktio on mahdollinen aineiden välillä, joiden kaavat ovat:
A. CO2 ja NaOH.

10. Hiilimonoksidi (IV) muodostuu aineiden vuorovaikutuksessa, joiden kaavat ovat:
B. CaCO3 ja HC1.

OSA B. Tehtävät vapaalla vastauksella

11. Kirjoita muistiin reaktioyhtälöt, joilla voit suorittaa muunnoksia kaavion mukaisesti:
SiH4 → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 → SiO2 → Si.
1. SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O
2. SiO2 + Na2O = Na2SiO3
3. Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
4. H2SiO3 = SiO2 + H2O
5. SiO2+2C---> Si + 2CO

12. Tarkastellaan muunnosa 5 tehtävästä 11 OVR:n näkökulmasta.
Si+4O2+2C0---> Si0 + 2C+2O
Si+4 →Si0 +4е, hapetin
C0 →C+2 -2e, pelkistävä aine

13. Valitse tehtävästä 11 ioninvaihtoreaktio ja kirjoita se muistiin ionimuodossa.
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
Si032- + 2H+ = H2Si03↓

14. Laske ammoniumkloridin massa (kg), joka muodostuu 11,2 m3 vetykloridin vuorovaikutuksesta ammoniakkiylimäärän kanssa.
HCl + NH3 = NH4Cl
n(HCl) = n(NH4Cl) = 11200 dm3/ 22,4 dm3/mol = 500 mol
m(NH4Cl) \u003d 500 mol * 56,5 g / mol \u003d 28250 g = 28,250 kg.

15. Järjestä kemialliset alkuaineet fosfori, happi, rikki, kloori epämetallisten ominaisuuksien lisääntymisjärjestykseen.
Fosfori, rikki, happi, kloori

Vaihtoehto 4.

OSA A. Monivalintatestit

1. Atomin ytimen +16 varauksessa on kemiallisen alkuaineen atomeja:
V. Rikki.

2. Typpimolekyylin yhteisten elektroniparien lukumäärä:
KLO 3.

3. Kovalenttinen ei-polaarinen sidos on aineessa, jonka kaava on:
B. O2.

4. Hiilen hapetusaste useissa aineissa, joiden kaavat ovat CH4-C-CO-CO2:
B. Nousee arvosta -4 arvoon +4.

5. Jaksollisen järjestelmän ryhmän IV pääalaryhmän alkuaineen E vetyyhdisteen rakennekaava:
W. N-E-N

6. Kemiallinen reaktioyhtälö Cu + 4HNO3 = CU(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O vastaa typen konversiokaaviota:
D. N+5 → N+4.

7. Aineella X muunnossarjassa S → S02 → X → Na2SO3 on kaava:
D. H2SO3.

8. Fosfaattianionin lähtöaine on kationi:
D. Ag+.

9. Kemiallinen reaktio on mahdollinen aineiden välillä, joiden kaavat ovat:
B. CO2 ja Ca(OH)2.

10. Piihappoa muodostuu aineiden, joiden kaavat ovat:
B. Na2Si03 ja HC1.

OSA B. Tehtävät vapaalla vastauksella

11. Kirjoita muistiin reaktioyhtälöt, joilla voit suorittaa muunnoksia kaavion mukaisesti:
N2 → NH3 → NO → NO2 → HNO3 → KNO3.
1. N2 + 3H2 = 2NH3
2. 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
3. 2NO + O2 = 2NO2
4. 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
5. HNO3 + KOH = KNO3 + H2O

12. Tarkastellaan tehtävän 11 ​​muunnosa 2 OVR:n näkökulmasta.
4N-3H3 + 5O20 = 4N+2O-2 + 6H2O
N-3 ->N+2, -5e, pelkistävä aine
O20-> 2O-2,+ 2*2e, hapetin

13. Valitse tehtävästä 11 ioninvaihtoreaktio ja kirjoita se muistiin ionimuodossa.
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H+ + OH- = H20

14. Laske rikkioksidin (IV) massa (kg) palaessa 4,48 m3 rikkivetyä happiylimäärässä.
2H2S + 302 = 2SO2 + 2H2O
n(H2S) = n(SO2) = 44800 dm3/ 22,4 dm3/mol = 2000 mol
m(SO2) = 2000 mol * 64 g/mol = 128000 g = 128 kg

15. Mikä on yleisin kemiallinen alkuaine:
A. Maankuoressa:
happi
B. Universumissa:
vety

kovalenttisidos muodostuu ei-metallien vuorovaikutuksesta. Ei-metallien atomeilla on korkea elektronegatiivisuus ja ne pyrkivät täyttämään ulomman elektronikerroksen vieraiden elektronien kustannuksella. Kaksi tällaista atomia voi mennä vakaaseen tilaan, jos ne yhdistävät elektroninsa .

Harkitse kovalenttisen sidoksen syntymistä yksinkertainen aineita.

1.Vetymolekyylin muodostuminen.

Jokainen atomi vety on yksi elektroni. Se tarvitsee yhden elektronin lisää saavuttaakseen vakaan tilan.

Kun kaksi atomia lähestyy toisiaan, elektronipilvet menevät päällekkäin. Muodostuu jaettu elektronipari, joka sitoo vetyatomit molekyyliksi.

Kahden ytimen välisessä tilassa yhteiset elektronit ovat yleisempiä kuin muissa paikoissa. Siellä on muodostettu alue lisääntynyt elektronitiheys ja negatiivinen varaus. Positiivisesti varautuneet ytimet vetäytyvät siihen ja muodostuu molekyyli.

Tässä tapauksessa jokainen atomi saa valmiin kahden elektronin ulkoisen tason ja siirtyy vakaaseen tilaan.

Kovalenttista sidosta, joka johtuu yhden yhteisen elektroniparin muodostumisesta, kutsutaan yksittäiseksi.

Jaetut elektroniparit (kovalenttiset sidokset) muodostuvat johtuen parittomia elektroneja, sijaitsevat vuorovaikutuksessa olevien atomien uloimmilla energiatasoilla.

Vetyllä on yksi pariton elektroni. Muiden elementtien lukumäärä on 8 - ryhmänumero.

ei-metallit VII Ja ryhmillä (halogeeneilla) on yksi pariton elektroni ulkokerroksessa.

Epämetallit VI MUTTA ryhmiä (happi, rikki) on kaksi tällaista elektronia.

Epämetallit V Ja ryhmät (typpi, fosfori) - kolme paritonta elektronia.

2.Fluorimolekyylin muodostuminen.

Atomi fluori Sen ulkotasolla on seitsemän elektronia. Kuusi heistä muodostaa pareja ja seitsemäs on pariton.

Kun atomit yhdistyvät, muodostuu yksi yhteinen elektronipari, eli syntyy yksi kovalenttinen sidos. Jokainen atomi saa valmiin kahdeksan elektronin ulkokerroksen. Fluorimolekyylin sidos on myös yksittäinen. Molekyyleissä on samat yksinkertaiset sidokset klooria, bromia ja jodia .

Jos atomeissa on useita parittomia elektroneja, muodostuu kaksi tai kolme yhteistä paria.

3.Happimolekyylin muodostuminen.

Atomissa happi ulkotasolla on kaksi paritonta elektronia.

Kun kaksi atomia ovat vuorovaikutuksessa happi on kaksi yhteistä elektroniparia. Jokainen atomi täyttää ulkotasonsa jopa kahdeksalla elektronilla. Sidos happimolekyylissä on kaksinkertainen.

Testi 4

Teema "kovalenttinen sidos"

Vaihtoehto 1

1. Kemiallisen alkuaineen atomin valenssi yhdessä kovalenttisten sidosten kanssa on yhtä suuri kuin a) tämän atomin elektronien lukumäärä b) tämän atomin muodostamien yhteisten elektroniparien lukumäärä c) tämän atomin ytimen varaus atomi d) sen jakson numero, jossa tämä alkuaine sijaitsee

2. Molekyylikaava hiilidioksidi CO 2:ta kutsutaan

a) molekyylikaava b) graafinen kaava c) elektroninen kaava d) fysikaalinen kaava

3. Kuinka monta elektronia klooriatomista puuttuu ennen ulomman elektronikerroksen valmistumista?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 7

4. Hiiliatomi on kiinnittänyt kaksi happiatomia muodostaen siten neljä yhteistä elektroniparia. Ilmoita tämän yhdisteen hiilen valenssi.

a) I b) II c) III d) IV

5. Kemiallinen sidos bromimolekyylissä Br 2

a) ioninen b) metallinen

c) kovalenttinen ei-polaarinen d) kovalenttinen polaarinen

6. Aikana alkalimetallista halogeeniin atomin elektronegatiivisuus pääsääntöisesti

a) ei muutu

c) pienenee

d) kasvaa

a) beryllium b) natrium

c) magnesium d) litium

8. Alkuaineiden sarjassa elementtien elektronegatiivisuus muuttuu (kasvaa tai pienenee) samalla tavalla kuin

a) niiden metalliset ominaisuudet

b) niiden atomien säteet

c) niiden ei-metalliset ominaisuudet

d) elektronien lukumäärä atomien ulkotasolla

9. Mikä on typpi- ja vastaavasti happiatomin osavaraus NO-molekyylissä?

a) N2 b) NH3 c) H2 d) Cl2

Vaihtoehto 2

1. Kovalenttinen sidos on kemiallinen sidos, joka johtuu a) yhteisten elektroniparien muodostumisesta

b) yksinäisten elektroniparien muodostuminen

c) vastakkaisten varausten ionien vetovoima

d)) metalli-ionien ja vapaiden elektronien välinen vuorovaikutus

2. Mikä rikkivetymolekyylin kaava on sen elektroninen kaava?

a) H2S b) H - S - H

c) H : : S : : H d) H : S : H

3. Kuinka monta elektronia puuttuu fosforiatomista ennen ulomman elektronikerroksen valmistumista?

a) 5 b) 2 c) 3 d) 4

4. Rikkiatomi kiinnitti kolme happiatomia muodostaen siten kuusi yhteistä elektroniparia. Ilmoita rikin valenssi tässä yhdisteessä.

a) II b) VI c) IV d) III

5. Aineen kaava, jossa on kovalenttinen ei-polaarinen sidos

a) S02 b) Br2 c) H20 d) NaCl

6. Ryhmässä, pääalaryhmässä, ylhäältä alas, atomin elektronegatiivisuus, pääsääntöisesti,

a) ei muutu

b) ensin kasvaa, sitten laskee

c) pienenee

d) kasvaa

7. Valitse lueteltujen elementtien joukosta vähiten elektronegatiivinen elementti

a) fluori b) happi

c) rikki d) kloori

8. Mikä on booriatomin ja vastaavasti fluoriatomin osavaraus molekyylissä

a) positiivinen ja negatiivinen

b) negatiivinen ja negatiivinen

c) positiivinen ja positiivinen

d) negatiivinen ja positiivinen

9. Valitse polaarisen kovalenttisen sidoksen sisältävä molekyyli

a) NH3 b) HCl c) F2 d) SO 3

10. Kemiallinen sidos ammoniakkimolekyylissä NH 3

a) ioninen

b) metalli

c) kovalenttinen ei-polaarinen

d) kovalenttinen polaarinen

Vaihtoehto 3 1. Kovalenttinen sidos muodostuu yleensä seuraavien välille:

a) tyypillisen metallin atomit ja tyypillisen epämetallin atomit

b) metalliatomit

c) tyypilliset metalliatomit ja inertit kaasuatomit

d) ei-metallien atomit

2. Kloorimolekyylin Cl kaava : Cl:tä kutsutaan

a) molekyylikaava

b) graafinen kaava

c) sähköinen kaava

d) fysikaalinen kaava

3. Kuinka monta elektronia puuttuu happiatomista ennen ulomman elektronikerroksen valmistumista?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 6

4. Kemiallisen alkuaineen atomin muodostamien kovalenttisten sidosten lukumäärä on

a) tämän atomin muodostamien yhteisten elektroniparien lukumäärä

c) elektronien parien lukumäärä atomin ulkotasolla

d) tiettyyn atomiin kiinnittyneiden muiden atomien lukumäärä

5. Ryhmässä pääalaryhmässä ylhäältä alas atomin säde, pääsääntöisesti

6. Valitse lueteltujen elementtien joukosta elementti, jonka atomilla on suurin säde

a) boori b) pii c) alumiini d) hiili

7. Kovalenttisen ei-polaarisen sidoksen tapauksessa yhteinen elektronipari

d) puuttuu

8. Mikä on happi- ja vastaavasti rikkiatomin osavaraus SO 2 -molekyylissä

b) negatiivinen ja negatiivinen

9. Valitse molekyyli, joka sisältää ei-polaarisen kovalenttisen sidoksen:

a) NH3 b) H2O c) NO 2 d) H2

10. Kemiallinen sidos lyijysulfidi-PbS-molekyylissä

a) kovalenttinen ei-polaarinen b) kovalenttinen polaarinen

c) ioninen d) metallinen

Vaihtoehto 4

1. Millaiset voimat pitävät kaksi vetyatomia molekyylissä?

a) kemiallinen b) fysikaalinen

c) sähköinen d) ydinvoima

2. Vesimolekyylin H - O - H kaavaa kutsutaan

a) molekyylikaava

b) graafinen kaava

c) sähköinen kaava

d) fysikaalinen kaava

3. Kuinka monta elektronia piiatomista puuttuu ennen ulomman elektronikerroksen valmistumista?

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

4. Parittomia elektroneja booriatomissa on

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

5. Kemiallisen alkuaineen atomin muodostamien yhteisten parien lukumäärä on

a) elektronien kokonaismäärä atomissa

b) elektronien lukumäärä atomin ulkotasolla

c) parittomien elektronien lukumäärä atomin ulkotasolla

d) parillisten elektronien lukumäärä atomin ulkotasolla

6. Aikana alkalimetallista halogeeniin atomin säde pääsääntöisesti

a) kasvaa b) vähenee

c) ei muutu d) ensin kasvaa, sitten laskee

7. Valitse listatuista elementeistä elementti, jonka atomilla on pienin säde:

1) hiili b) fosfori c) pii d) typpi

8. Kovalenttisen polaarisen sidoksen tapauksessa yhteinen elektronipari

a) siirtynyt kohti elektronegatiivisempaa atomia

b) on yhtä kaukana atomiytimistä

c) jommankumman atomin kokonaan omistama

d) puuttuu

9. Mikä on vety- ja vastaavasti typpiatomin osavaraus ammoniakkimolekyylissä NH 3?

a) positiivinen ja positiivinen

b) negatiivinen ja negatiivinen

c) positiivinen ja negatiivinen

d) negatiivinen ja positiivinen?

10. Valitse polaarisen kovalenttisen sidoksen sisältävä molekyyli

a) H 2 O b) H 2 c) O 2 d) F 2

Kodifioija

Vaihtoehto

№ kysymys

1

2

3

4

Rikki (lat. Rikki) on ei-metallinen alkuaine. Kemiallinen merkki S, sarjanumero jaksollisessa taulukossa - 16. Rikin valenssi määritettiin jo ennen atomin rakenteen tutkimista. Sen arvo määritettiin sen ominaisuuden perusteella, joka korvaa, houkuttelee tai kiinnittää tiettyjä muita atomeja tai ryhmiä. Myöhemmin tutkijat selvittivät negatiivisesti varautuneiden hiukkasten (elektronien) roolin tapahtumassa

Rikin valenssi: mitkä atomien ominaisuudet vaikuttavat sen arvoon?

Maapallolla esiintyvyyden mukaan kemiallinen alkuaine on 16. sijalla. Esiintyy kirkkaankeltaisina kiteinä tai jauheena kivissä lähellä aktiivista ja sammuneet tulivuoret. Tunnetuimpia luonnonyhdisteitä ovat sulfidit ja sulfaatit.

Elementin ja aineen ominaisuudet:

1. Vahva ei-metallinen.
2. Elektronegatiivisuuden (EO) tai kyvyn houkutella elektroneja itseensä kannalta rikki on toiseksi vain fluorin, hapen, typen, kloorin ja bromin jälkeen.
3. Vuorovaikuttaa metallien ja ei-metallien, yksinkertaisten ja monimutkaisten aineiden kanssa.

Ominaisuuksien erot riippuvat atomin rakenteesta ja tilasta, EO:n arvojen erosta. Selvitetään, mitä valenssirikillä voi olla yhdisteissä. Niiden kemiallinen käyttäytyminen riippuu energiakuorten rakenteesta, ulkoisten elektronien lukumäärästä ja järjestelystä atomissa.

Miksi valenssi vaihtelee?

Pysyviä ovat luonnolliset rikin isotoopit, joiden massaluvut ovat 32 (yleisin), 33, 34 ja 36. Jokaisen nuklidin atomi sisältää 16 positiivisesti varautunutta protonia. Avaruudessa lähellä ydintä 16 elektronia liikkuu suurella nopeudella. Ne ovat äärettömän pieniä, negatiivisesti varautuneita. Vähemmän vetää ytimeen (enemmän vapaata) 6 ulkopartikkelia. Jotkut tai kaikki heistä osallistuvat erilaisiin koulutukseen. kemiallinen sidos. Nykyaikaisten käsitteiden mukaan rikin valenssi määräytyy luotujen yhteisten (sidos)elektroniparien lukumäärän perusteella. Yleensä piirustuksissa ja kaavioissa tähän prosessiin osallistuvat ulkoiset hiukkaset on kuvattu pisteinä kemiallisen merkin ympärillä.

Miten valenssi riippuu atomin rakenteesta?

Energiakaavion avulla voit näyttää tasojen ja alatasojen (s, p, d) rakenteen, josta rikin valenssikaava riippuu. Kaksi eri suunnattua nuolta symboloivat parillisia, yksi - parittomia elektroneja. Rikkiatomin ulkoavaruuden muodostavat 6 hiukkasen kiertoradat, ja 8 on välttämätön stabiiliudelle oktettisäännön mukaan. Valenssikuoren konfiguraatio näkyy kaavalla 3s23p4. Epätäydellisen kerroksen elektroneilla on suuri energiavarasto, mikä aiheuttaa koko atomin epävakaan tilan. Stabiilin saavuttamiseksi rikkiatomi vaatii kaksi negatiivista lisähiukkasta. Ne voidaan saada muodostamalla muiden alkuaineiden kanssa tai absorboimalla kaksi vapaata elektronia. Tässä tapauksessa rikillä on valenssi II (-). Sama arvo voidaan saada kaavalla: 8 - 6 = 2, jossa 6 on sen ryhmän numero, jossa elementti sijaitsee.

Mistä löytyy yhdisteitä, joissa rikin valenssi on II (-)?

Alkuaine vetää puoleensa tai poistaa kokonaan elektroneja atomeista, joiden elektronegatiivisuusarvo Polling-asteikolla on pienempi. Valenssi II (-) esiintyy metallien ja ei-metallien sulfideissa. Laaja ryhmä samankaltaisia ​​yhdisteitä löytyy niiden koostumuksesta, jolla on valtava käytännön arvoa. Näitä ovat rikkikiisu (FeS), sfaleriitti (ZnS), galenia (PbS) ja muut aineet. Rautasulfidikiteillä on kaunis kellertävänruskea väri ja kiilto. Mineraalipyriittiä kutsutaan usein "tyhmän kullaksi". Metallien saamiseksi malmeista ne paahdetaan tai pelkistetään. Vetysulfidilla H2S on sama elektroninen rakenne kuin vedellä. H2S:n alkuperä:

• vapautuu proteiinien hajoamisen aikana (esimerkiksi kananmuna);
• purkautuu vulkaanisten kaasujen kanssa;
• kertyy luonnollisiin vesiin, öljyyn;
• vapautuu maankuoren tyhjiin.

Miksi neliarvoisen rikkioksidin kaava on SO2?

Dioksidin kaava osoittaa, että yksi rikkiatomi molekyylissä on sitoutunut kahteen happiatomiin, joista kukin tarvitsee 2 elektronia oktettiin. Tuloksena oleva sidos on luonteeltaan kovalenttinen polaarinen (hapen EO on suurempi). Tämän yhdisteen rikin valenssi on IV (+), koska rikkiatomin 4 elektronia on siirtynyt kahta happiatomia kohti. Kaava voidaan kirjoittaa seuraavasti: S2O4, mutta sääntöjen mukaan se on pelkistettävä 2:lla. Dioksidi muodostaa veteen liuenneena heikon rikkihapon ioneja. Sen suolat - sulfiitit - ovat vahvoja pelkistäviä aineita. SO2-kaasu toimii välituotteena

Missä aineissa rikki osoittaa korkeimman valenssinsa?

Oksidi SO3 tai S2O6 on väritön neste, joka kovettuu alle 17 °C:n lämpötiloissa. SO3-yhdisteessä hapen valenssi on II (-) ja rikin valenssi on VI (+). liukenee veteen ja muodostaa vahvan kaksiemäksisen aineen rikkihappo. Suuresta roolista tuotantoprosesseissa ainetta kutsuttiin "kemianteollisuuden leipäksi". Tärkeä rooli taloudessa ja lääketieteessä kuuluu happamiin suoloihin - sulfaatteihin. Käytetään kalsiumhydraattia (kipsi), magnesiumia (epsom-suolaa tai karvasuolaa).

1, 2, 3, 4, 6 ulkoista elektronia voivat osallistua erityyppisten kemiallisten sidosten muodostumiseen. Soitetaan mahdolliset valenssit rikki, koska on olemassa harvinaisia ​​ja epästabiileja yhdisteitä: I (-), II (-), II (+), III (+), IV (+), VI (+). Alkuaine saa toisen positiivisen valenssin SO-monoksidissa. Yleisimmät arvot II (-), IV (+), VI (+) esitetään rikillä osana teollisesti, maatalouden ja lääketieteellisesti tärkeitä aineita. Sen yhdisteitä käytetään ilotulitteiden valmistuksessa.

Suuri ongelma on edelleen jätekaasujen talteenotto, mukaan lukien ihmisille haitalliset ja ympäristöön IV (+), VI (+) ja rikkivety. Näiden kaasumaisten jätteiden käsittelyyn ja rikkihapon ja sulfaattien saamiseksi niistä on luotu tekniikoita. Tätä tarkoitusta varten kemian yrityksiä rakennetaan metallurgisten tehtaiden viereen tai samalle alueelle. Tuloksena saasteiden määrä vähenee ja "rikkihapposateita" esiintyy vähemmän.

Kemiallinen sidos.

kemiallisen sidoksen määrittäminen;

kemiallisten sidosten tyypit;

menetelmä valenssisidoksia;

kovalenttisen sidoksen pääominaisuudet;

mekanismit kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi;

monimutkaiset yhdisteet;

molekyyliratamenetelmä;

molekyylien välisiä vuorovaikutuksia.

KEMIALLISEN SIDOKSEN MÄÄRITTÄMINEN

kemiallinen sidos kutsutaan atomien väliseksi vuorovaikutukseksi, joka johtaa molekyylien tai ionien muodostumiseen ja atomien vahvaan pitämiseen lähellä toisiaan.

Kemiallisella sidoksella on elektroninen luonne, eli se tapahtuu valenssielektronien vuorovaikutuksen vuoksi. Riippuen valenssielektronien jakautumisesta molekyylissä, erotetaan seuraavat sidostyypit: ioniset, kovalenttiset, metalliset jne. Ionisidos Sitä voidaan pitää luonteeltaan jyrkästi eroavien atomien välisen kovalenttisen sidoksen rajoittavana tapauksena.

KEMIALLISET SIDOSTYYPIT

Ionisidos.

Nykyaikaisen ionisidoksen teorian pääsäännökset.

Ionisidos muodostuu ominaisuuksiltaan jyrkästi toisistaan ​​poikkeavien alkuaineiden vuorovaikutuksessa eli metallien ja ei-metallien välillä.

Kemiallisen sidoksen muodostumista selittää atomien pyrkimys saada aikaan vakaa kahdeksan elektronin ulkokuori (s 2 p 6).

Ca: 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 6 4 s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 s 6

Cl: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 5

Cl–: 1 s 2 2 s 2 p 6 3s 2 s 6

Muodostuneet vastakkaisesti varautuneet ionit pysyvät lähellä toisiaan sähköstaattisen vetovoiman vuoksi.

Ionisidos ei ole suunnattu.

Ei ole olemassa puhdasta ionisidosta. Koska ionisaatioenergia on suurempi kuin elektronien affiniteettienergia, elektronien täydellistä siirtymää ei tapahdu edes sellaisessa atomiparissa, jonka elektronegatiivisuusero on suuri. Siksi voimme puhua sidoksen ionisuuden osuudesta. Suurin sidosionisuus esiintyy s-alkuaineiden fluorideissa ja klorideissa. Siten RbCl-, KCl-, NaCl- ja NaF-kiteissä se on vastaavasti 99, 98, 90 ja 97 %.

kovalenttisidos.

Nykyaikaisen kovalenttisten sidosten teorian pääsäännökset.

Kovalenttinen sidos muodostuu ominaisuuksiltaan samanlaisten alkuaineiden eli ei-metallien välille.

Jokainen elementti tarjoaa 1 elektronin sidosten muodostumista varten, ja elektronien spinien on oltava antirinnakkaiset.

Jos kovalenttinen sidos muodostuu saman alkuaineen atomeista, tämä sidos ei ole polaarinen, eli yhteinen elektronipari ei ole siirtynyt mihinkään atomeista. Jos kovalenttinen sidos muodostuu kahdesta eri atomista, niin yhteinen elektronipari siirtyy elektronegatiivisimpaan atomiin, tämä polaarinen kovalenttinen sidos.

Kun muodostuu kovalenttinen sidos, vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronipilvet menevät päällekkäin, minkä seurauksena atomien väliseen tilaan ilmestyy lisääntyneen elektronitiheyden vyöhyke, joka houkuttelee vuorovaikutuksessa olevien atomien positiivisesti varautuneita ytimiä ja pitää ne lähellä toisiaan. Tämän seurauksena järjestelmän energia pienenee (kuva 14). Kuitenkin erittäin vahvalla atomien lähestymisellä ytimien hylkiminen lisääntyy. Siksi ytimien välillä on optimaalinen etäisyys ( sidoksen pituus,l jossa järjestelmällä on pienin energia. Tässä tilassa vapautuu energiaa, jota kutsutaan sitovaksi energiaksi - E St.

Riisi. Kuva 14. Kahden vetyatomin, joissa on rinnakkaiset (1) ja antiparalleeliset (2) spinit, energian riippuvuus ytimien välisestä etäisyydestä (E on järjestelmän energia, Eb on sidosenergia, r on etäisyys ytimien välissä, l on sidoksen pituus).

Kovalenttisen sidoksen kuvaamiseen käytetään kahta menetelmää: valenssisidosmenetelmää (BC) ja molekyyliorbitaalimenetelmää (MMO).

VALENTSISIDOSTOMENETELMÄ.

VS-menetelmä perustuu seuraaviin säännöksiin:

1. Kovalenttinen kemiallinen sidos muodostuu kahdesta elektronista, joilla on vastakkaiset spinit, ja tämä elektronipari kuuluu kahteen atomiin. Tällaisten kahden elektronin kaksikeskuksen sidosten yhdistelmiä, jotka heijastavat molekyylin elektronista rakennetta, kutsutaan arvokkaita järjestelmiä.

2. Mitä vahvempi kovalenttinen sidos on, sitä enemmän vuorovaikutuksessa olevat elektronipilvet menevät päällekkäin.

Valenssikaavioiden visuaaliseen esittämiseen käytetään yleensä seuraavaa menetelmää: ulomman elektronikerroksen elektronit on merkitty atomin kemiallisen symbolin ympärillä olevilla pisteillä. Kahden atomin yhteiset elektronit on esitetty niiden kemiallisten symbolien väliin sijoitetuilla pisteillä; kaksois- tai kolmoissidos on merkitty kahdella tai kolmella yhteisen pisteen parilla:

N:1s2 2s 2 s 3 ;

C: 1s2 2s 2 s 4

Yllä olevista kaavioista voidaan nähdä, että jokainen elektronipari, joka sitoo kaksi atomia, vastaa yhtä viivaa, joka kuvaa kovalenttista sidosta rakennekaavoissa:

Tietyn alkuaineen atomin muiden atomien kanssa sitovien yhteisten elektroniparien lukumäärää eli toisin sanoen atomin muodostamien kovalenttisten sidosten lukumäärää kutsutaan ns. kovalenttisuus VS-menetelmän mukaan. Joten vedyn kovalentti on 1, typen - 3.

Sen mukaan, miten sähköiset pilvet menevät päällekkäin, yhteyksiä on kahdenlaisia:  - yhteys ja  - yhteys.

 - yhteys syntyy, kun kaksi elektronipilveä limittyvät atomiytimiä yhdistävää akselia pitkin.

Riisi. 15. Koulutussuunnitelma  - yhteydet.

 - sidos muodostuu, kun elektronipilvet menevät päällekkäin vuorovaikutuksessa olevien atomien ytimiä yhdistävän linjan molemmilla puolilla.

Riisi. 16. Koulutussuunnitelma  - yhteydet.

KOVALENTTISIDOKSEN PÄÄOMINAISUUDET.

1. Liiman pituus, ℓ. Tämä on vuorovaikutuksessa olevien atomien ytimien välinen vähimmäisetäisyys, joka vastaa järjestelmän vakaiinta tilaa.

2. Sidosenergia, E min - tämä on energiamäärä, joka on käytettävä kemiallisen sidoksen katkaisemiseen ja atomien poistamiseen vuorovaikutuksesta.

3. sidoksen dipolimomentti, ,=qℓ. Dipolimomentti toimii molekyylin polariteetin kvantitatiivisena mittana. Ei-polaaristen molekyylien dipolimomentti on 0, ei-polaaristen molekyylien se ei ole 0. Moniatomisen molekyylin dipolimomentti on yhtä suuri kuin yksittäisten sidosten dipolien vektorisumma:

4. Kovalenttiselle sidokselle on tunnusomaista orientaatio. Kovalenttisen sidoksen suuntauksen määrää vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronipilvien maksimaalinen päällekkäisyys avaruudessa, mikä johtaa vahvimpien sidosten muodostumiseen.

Koska nämä -sidokset ovat tiukasti avaruudessa orientoituneita, molekyylin koostumuksesta riippuen ne voivat olla tietyssä kulmassa toisiinsa nähden - tällaista kulmaa kutsutaan valenssikulmaksi.

Diatomisilla molekyyleillä on lineaarinen rakenne. Polyatomisilla molekyyleillä on monimutkaisempi konfiguraatio. Tarkastellaan eri molekyylien geometriaa käyttämällä esimerkkiä hydridien muodostumisesta.

1. Ryhmä VI, pääalaryhmä (paitsi happi), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S1 s 2 2 s 2 r 6 3 s 2 r 4

Vedyn osalta elektroni, jossa on s-AO, osallistuu sidoksen muodostumiseen, rikillä 3p y ja 3p z. H2S-molekyylillä on tasomainen rakenne, jossa sidosten välinen kulma on 90 0 . .

Kuva 17. H2E-molekyylin rakenne

2. V-ryhmän alkuaineiden hydridit, pääalaryhmä: PH 3, AsH 3, SbH 3.

R 1 s 2 2 s 2 R 6 3 s 2 R 3 .

Sidosten muodostumiseen osallistuvat: vedyssä s-AO, fosforissa - p y, p x ja p z AO.

PH 3 -molekyylillä on trigonaalisen pyramidin muoto (jalustassa on kolmio).

Kuva 18. EN 3 -molekyylin rakenne

5. Kyllästyvyys kovalenttinen sidos on kovalenttisten sidosten lukumäärä, jonka atomi voi muodostaa. Se on rajoitettu, koska Alkuaineella on rajoitettu määrä valenssielektroneja. Kovalenttisten sidosten enimmäismäärää, jonka tietty atomi voi muodostaa perus- tai virittyneessä tilassa, kutsutaan sen kovalenttisuus.

Esimerkki: vety on yksiarvoinen, happi on kaksiarvoinen, typpi on kolmiarvoinen jne.

Jotkut atomit voivat lisätä kovalenttisuuttaan viritetyssä tilassa elektronien parien erottumisen vuoksi.

Esimerkki. Ole 0 1s 2 2s 2

Viritetyssä tilassa olevalla berylliumatomilla on yksi valenssielektroni 2p-AO:ssa ja yksi elektroni 2s-AO:ssa, eli kovalentti Be 0 = 0 ja kovalentti Be * = 2. Vuorovaikutuksen aikana orbitaalien hybridisaatio tapahtuu.

Hybridisaatio- tämä on eri AO:n energian kohdistus sekoittumisen seurauksena ennen kemiallista vuorovaikutusta. Hybridisaatio on ehdollinen tekniikka, jonka avulla voidaan ennustaa molekyylin rakenne käyttämällä AO:iden yhdistelmää. Ne AO:t, joiden energiat ovat lähellä, voivat osallistua hybridisaatioon.

Jokainen hybridisaatiotyyppi vastaa molekyylien tiettyä geometristä muotoa.

Pääalaryhmän II ryhmän alkuaineiden hydridien tapauksessa kaksi identtistä sp-hybridiorbitaalia osallistuu sidoksen muodostumiseen. Tämän tyyppistä sidosta kutsutaan sp-hybridisaatioksi.

Kuva 19. VeH2.sp-hybridisaatiomolekyyli.

sp-hybridiorbitaalit ovat muodoltaan epäsymmetrisiä, AO:n pitkänomaiset osat, joiden sidoskulma on 180 o, on suunnattu vetyä kohti. Siksi BeH2-molekyylillä on lineaarinen rakenne (kuvio).

Tarkastellaan pääalaryhmän ryhmän III alkuaineiden hydridimolekyylien rakennetta käyttämällä esimerkkiä BH 3 -molekyylin muodostumisesta.

B 0 1 s 2 2s 2 s 1

Kovalenssi B 0 = 1, kovalentti B * = 3.

Sidosten muodostumiseen osallistuu kolme sp-hybridiorbitaalia, jotka muodostuvat elektronitiheyden s-AO ja kahden p-AO uudelleenjakautumisen seurauksena. Tämän tyyppistä yhteyttä kutsutaan sp 2 -hybridisaatioksi. Sidoskulma sp 2 -hybridisaatiossa on 120 0, joten BH3-molekyylillä on litteä kolmiorakenne.

Kuva 20. BH3-molekyyli. sp 2 - Hybridisaatio.

Tarkastellaan CH 4 -molekyylin muodostumisen esimerkkiä käyttäen pääalaryhmän ryhmän IV alkuaineiden hydridimolekyylien rakennetta.

C 0 1 s 2 2s 2 s 2

Kovalenssi C 0 = 2, Kovalenssi C * = 4.

Hiilessä neljä sp-hybridiorbitaalia osallistuu kemiallisen sidoksen muodostumiseen, joka muodostuu elektronitiheyksien uudelleenjakautumisen seurauksena s-AO:n ja kolmen p-AO:n välillä. CH 4 -molekyylin muoto on tetraedri, sidoskulma on 109 o 28`.

Riisi. 21. Molekyyli CH4.sp3-hybridisaatio.

Poikkeuksia yleissääntö ovat H20- ja NH3-molekyylejä.

Vesimolekyylissä sidosten väliset kulmat ovat 104,5 o. Toisin kuin tämän ryhmän muiden alkuaineiden hydrideillä, vedellä on erityisiä ominaisuuksia, se on polaarista, diamagneettista. Kaikki tämä selittyy sillä, että vesimolekyylissä sidostyyppi on sp 3 . Eli neljä sp-hybridiorbitaalia osallistuu kemiallisen sidoksen muodostumiseen. Kaksi orbitaalia sisältää kumpikin yhden elektronin, nämä orbitaalit ovat vuorovaikutuksessa vedyn kanssa, kaksi muuta orbitaalia sisältävät parin elektroneja. Näiden kahden kiertoradan läsnäolo selittää veden ainutlaatuiset ominaisuudet.

Ammoniakkimolekyylissä sidosten väliset kulmat ovat noin 107,3 ​​o, eli ammoniakkimolekyylin muoto on tetraedri, sidostyyppi on sp 3 . Neljä hybridi sp 3 -orbitaalia osallistuu sidoksen muodostumiseen typpimolekyylissä. Kolme orbitaalia sisältää kukin yhden elektronin, nämä orbitaalit liittyvät vetyyn, neljäs AO sisältää jakamattoman elektroniparin, joka määrittää ammoniakkimolekyylin ainutlaatuisuuden.

KOVALENTTISIDOSTEN MUODOSTUSMEKANISMIT.

MVS mahdollistaa kolmen kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismin erottamisen: vaihto, luovuttaja-akseptori ja datiivi.

vaihtomekanismi. Se sisältää ne tapaukset, joissa muodostuu kemiallinen sidos, kun kumpikin kahdesta sitoutuneesta atomista allokoi yhden elektronin sosialisaatioon, ikään kuin vaihtaessaan niitä. Kahden atomin ytimien sitomiseksi elektronien on oltava ytimien välisessä tilassa. Tätä molekyylin aluetta kutsutaan sitoutumisalueeksi (alue, jossa elektronipari todennäköisimmin pysyy molekyylissä). Jotta parittomien elektronien vaihto atomeissa tapahtuisi, atomikiertoratojen päällekkäisyys on välttämätöntä (kuva 10.11). Tämä on vaihtomekanismin toiminta kovalenttisen kemiallisen sidoksen muodostamiseksi. Atomiradat voivat mennä päällekkäin vain, jos niillä on samat symmetriaominaisuudet ytimien välisen akselin suhteen (kuvat 10, 11, 22).

Riisi. 22. AO-päällekkäisyys, joka ei johda kemiallisen sidoksen muodostumiseen.

Luovuttaja-akseptori ja datiivimekanismit.

Luovuttaja-akseptorimekanismi liittyy yksittäisen elektroniparin siirtoon yhdestä atomista toisen atomin vapaalle atomikiertoradalle. Esimerkiksi ionin muodostuminen -:

Tyhjä p-AO booriatomissa BF 3 -molekyylissä hyväksyy elektroniparin fluoridi-ionista (luovuttaja). Tuloksena olevassa anionissa neljä B-F-kovalenttista sidosta vastaavat pituutta ja energiaa. Alkuperäisessä molekyylissä kaikki kolme B-F-sidosta muodostuivat vaihtomekanismilla.

Atomit, joiden ulkokuori koostuu vain s- tai p-elektroneista, voivat olla joko luovuttajia tai vastaanottajia yksittäiselle elektroniparille. Atomit, joilla on valenssielektroneja myös d-AO:ssa, voivat toimia samanaikaisesti sekä luovuttajina että vastaanottajina. Näiden kahden mekanismin erottamiseksi otettiin käyttöön sidoksen muodostumisen datiivimekanismin käsitteet.

Yksinkertaisin esimerkki datiivimekanismista on kahden klooriatomin vuorovaikutus.

Kaksi klooriatomia kloorimolekyylissä muodostavat kovalenttisen vaihtosidoksen yhdistämällä parittomat 3p-elektroninsa. Lisäksi Cl-1-atomi siirtää yksinäisen elektroniparin 3p 5 - AO Cl-2-atomiin tyhjään 3d-AO:han ja Cl-2-atomi siirtää saman elektroniparin vapaalle 3d-AO:lle. Cl-1-atomi kukin atomi suorittaa samanaikaisesti akseptorin ja luovuttajan tehtäviä. Tämä on datiivimekanismi. Datiivimekanismin toiminta lisää sidoksen vahvuutta, joten kloorimolekyyli on vahvempi kuin fluorimolekyyli.

Monimutkaiset liitännät.

Luovuttaja-akseptorimekanismin periaatteen mukaan valtava monimutkainen luokka kemialliset yhdisteet- monimutkaiset yhdisteet.

Kompleksiyhdisteet ovat yhdisteitä, joiden koostumuksessa on kompleksisia ioneja, jotka voivat esiintyä sekä kiteisessä muodossa että liuoksessa, mukaan lukien keskusioni tai atomi, joka liittyy negatiivisesti varautuneisiin ioneihin tai neutraaleihin molekyyleihin luovuttaja-akseptorimekanismin muodostamien kovalenttisten sidosten kautta.

Monimutkaisten yhdisteiden rakenne Wernerin mukaan.

Monimutkaiset yhdisteet koostuvat sisäpallosta (kompleksi-ioni) ja ulkopallosta. Yhteys sisäpallon ionien välillä tapahtuu luovuttaja-akseptorimekanismin mukaisesti. Akseptoreita kutsutaan kompleksinmuodostajiksi, ne voivat usein olla positiivisia metalli-ioneja (lukuun ottamatta IA-ryhmän metalleja), joilla on vapaita orbitaaleja. Kyky kompleksinmuodostukseen kasvaa ionin varauksen kasvaessa ja sen koon pienentyessä.

Elektroniparin luovuttajia kutsutaan ligandeiksi tai addendeiksi. Ligandit ovat neutraaleja molekyylejä tai negatiivisesti varautuneita ioneja. Ligandien lukumäärä määräytyy kompleksinmuodostajan koordinaatioluvulla, joka on yleensä yhtä suuri kuin kompleksinmuodostavan ionin kaksinkertainen valenssi. Ligandit ovat joko yksihampaisia ​​tai monihampaisia. Ligandin dentanssi määräytyy niiden koordinaatiokohtien lukumäärän mukaan, jotka ligandi miehittää kompleksinmuodostajan koordinaatioalueella. Esimerkiksi F- - yksihampainen ligandi, S2032- - kaksihampainen ligandi. Sisäpallon varaus on yhtä suuri kuin sen muodostavien ionien varausten algebrallinen summa. Jos sisäpallolla on negatiivinen varaus, se on anioninen kompleksi; jos se on positiivinen, se on kationinen kompleksi. Kationisia komplekseja kutsutaan venäjäksi kompleksoivan ionin nimellä, anionisissa komplekseissa kompleksinmuodostajaa kutsutaan latinaksi lisättynä -liitteenä - klo. Yhteys ulko- ja sisäpallon välillä kompleksisessa yhdisteessä on ioninen.

Esimerkki: K 2 - kaliumtetrahydroksosinkaatti, anioninen kompleksi.

2- - sisäpallo

2K+ - ulkopallo

Zn 2+ - kompleksinmuodostaja

OH - ligandit

koordinointinumero - 4

ulko- ja sisäpallon välinen yhteys on ioninen:

K 2 \u003d 2K + + 2-.

Zn 2+ -ionin ja hydroksyyliryhmien välinen sidos on kovalenttinen, muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismista: OH - - luovuttajat, Zn 2+ - akseptori.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Monimutkaisten yhdisteiden tyypit:

1. Ammoniakki - ammoniakkimolekyylin ligandit.

Cl2 - tetraamiinikupari(II)kloridi. Ammoniakkia saadaan vaikuttamalla ammoniakki yhdisteisiin, jotka sisältävät kompleksinmuodostajaa.

2. Hydroksoyhdisteet - OH - ligandit.

Na on natriumtetrahydroksoaluminaatti. Hydroksokomplekseja saadaan vaikuttamalla ylimäärä alkalia metallihydroksideihin, joilla on amfoteerisia ominaisuuksia.

3. Vesikompleksit - vesimolekyylin ligandit.

Cl3 on heksaakvakromi(III)kloridi. Vesikompleksit saadaan vedettömien suolojen vuorovaikutuksella veden kanssa.

4. Happokompleksit - happojen - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - ja muiden ligandianionit.

K 4 - kaliumheksasyanoferraatti (II). Saatu ligandia sisältävän suolan ylimäärän vuorovaikutuksella kompleksinmuodostajaa sisältävän suolan kanssa.

MOLEKULAARINEN ORBITAL MENETELMÄ.

MVS selittää melko hyvin monien molekyylien muodostumisen ja rakenteen, mutta tämä menetelmä ei ole universaali. Esimerkiksi valenssisidosmenetelmä ei anna tyydyttävää selitystä ionin olemassaololle
, vaikka 1800-luvun lopulla vahvistettiin melko vahvan molekyylisen vetyionin olemassaolo
: sidoksen katkaisuenergia on tässä 2,65 eV. Tässä tapauksessa ei kuitenkaan voida muodostaa elektroniparia, koska ionin koostumus
vain yksi elektroni on mukana.

Molecular orbital method (MMO) mahdollistaa joukon ristiriitoja, joita ei voida selittää valenssisidosmenetelmällä.

IMO:n perusmääräykset.

Kun kaksi atomiorbitaalia ovat vuorovaikutuksessa, muodostuu kaksi molekyyliorbitaalia. Vastaavasti, kun n-atomiorbitaalit ovat vuorovaikutuksessa, muodostuu n-molekyyliorbitaaleja.

Molekyylissä olevat elektronit kuuluvat yhtäläisesti kaikkiin molekyylin ytimiin.

Muodostuneesta kahdesta molekyyliradasta toisella on pienempi energia kuin alkuperäisellä, on sitoutuva molekyylirata, toisella on korkeampi energia kuin alkuperäisellä, se on sitovaa molekyyliorbitaalia.

MMO:t käyttävät energiakaavioita ilman mittakaavaa.

Kun energian alatasoja täytetään elektroneilla, käytetään samoja sääntöjä kuin atomikiertoradalle:

minimienergian periaate, ts. alitasot, joilla on alhaisempi energia, täytetään ensin;

Paulin periaate: kullakin energian alatasolla ei voi olla enempää kuin kaksi elektronia, joilla on antirinnakkaisspin;

Hundin sääntö: energia-alatasot täytetään siten, että kokonaispyöritys on maksimi.

Viestinnän moninaisuus. Viestinnän moninaisuus IMO:ssa määritetään kaavalla:

kun K p = 0, sidosta ei muodostu.

Esimerkkejä.

1. Voiko H2-molekyyli olla olemassa?

Riisi. 23. Kaavio vetymolekyylin H 2 muodostumisesta.

Johtopäätös: H2-molekyyli on olemassa, koska sidoksen moninkertaisuus Kp\u003e 0.

2. Voiko He 2 -molekyyli olla olemassa?

Riisi. 24. Heliummolekyylin He 2 muodostumiskaavio.

Johtopäätös: He 2 -molekyyliä ei ole olemassa, koska sidoskerroin Kp = 0.

3. Voiko hiukkanen H 2 + olla olemassa?

Riisi. 25. Kaavio H2+-hiukkasen muodostumisesta.

H2+-hiukkanen voi olla olemassa, koska sidoksen monikertaisuus Kp > 0.

4. Voiko O 2 -molekyyliä olla olemassa?

Riisi. 26. Kaavio 02-molekyylin muodostumisesta.

O2-molekyyli on olemassa. Kuvasta 26 seuraa, että happimolekyylissä on kaksi paritonta elektronia. Näiden kahden elektronin ansiosta happimolekyyli on paramagneettinen.

Siten molekyyliorbitaalien menetelmä selittää molekyylien magneettiset ominaisuudet.

MOLEKULIEN VÄLINEN VUOROVAIKUTUS.

Kaikki molekyylien väliset vuorovaikutukset voidaan jakaa kahteen ryhmään: yleismaailmallinen ja erityisiä. Universaalit esiintyvät kaikissa molekyyleissä poikkeuksetta. Näitä vuorovaikutuksia kutsutaan usein yhteyttä tai van der Waalsin voimia. Vaikka nämä voimat ovat heikkoja (energia ei ylitä kahdeksaa kJ/mol), ne aiheuttavat useimpien aineiden siirtymisen kaasumaisesta tilasta nestemäiseen tilaan, kaasujen adsorptioon kiinteiden aineiden pinnoilla ja muihin ilmiöihin. Näiden voimien luonne on sähköstaattinen.

Vuorovaikutuksen tärkeimmät voimat:

1). Dipoli - dipoli (orientaatio) -vuorovaikutus olemassa polaaristen molekyylien välillä.

Orientatiivinen vuorovaikutus on sitä suurempi, mitä suuremmat ovat dipolimomentit, sitä pienempi on molekyylien välinen etäisyys ja mitä alhaisempi lämpötila. Siksi mitä suurempi tämän vuorovaikutuksen energia on, sitä korkeampi on lämpötila, johon aine on lämmitettävä, jotta se kiehuisi.

2). Induktiivinen vuorovaikutus tapahtuu, kun aineen polaariset ja ei-polaariset molekyylit ovat kosketuksissa. Dipoli indusoituu ei-polaarisessa molekyylissä polaarisen molekyylin kanssa tapahtuvan vuorovaikutuksen seurauksena.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Tämän vuorovaikutuksen energia kasvaa, kun molekyylien polarisoituvuus kasvaa, eli molekyylien kyky muodostaa dipoli sähkökentän vaikutuksesta. Induktiivisen vuorovaikutuksen energia on paljon pienempi kuin dipoli-dipoli-vuorovaikutuksen energia.

3). Dispersion vuorovaikutus- tämä on ei-polaaristen molekyylien vuorovaikutus, joka johtuu hetkellisistä dipoleista, jotka syntyvät atomien elektronitiheyden vaihteluista.

Sarjassa samantyyppisiä aineita dispersion vuorovaikutus kasvaa näiden aineiden molekyylien muodostavien atomien koon kasvaessa.

4) torjuvia voimia johtuvat molekyylien elektronipilvien vuorovaikutuksesta ja ilmaantuvat, kun niitä lähestytään edelleen.

Spesifiset molekyylien väliset vuorovaikutukset sisältävät kaiken tyyppiset luovuttaja-akseptorivuorovaikutukset, toisin sanoen ne, jotka liittyvät elektronien siirtoon molekyylistä toiseen. Tuloksena olevalla molekyylien välisellä sidoksella on kaikki kovalenttiselle sidokselle ominaiset piirteet: kylläisyys ja suuntaus.

Kemiallista sidosta, jonka muodostaa positiivisesti polarisoitunut vety, joka on osa polaarista ryhmää tai molekyyliä, ja toisen tai saman molekyylin elektronegatiivinen atomi, kutsutaan vetysidokseksi. Esimerkiksi vesimolekyylejä voidaan esittää seuraavasti:

Kiinteät viivat ovat polaarisia kovalenttisia sidoksia vesimolekyylien sisällä vety- ja happiatomien välillä; pisteet osoittavat vetysidoksia. Syy vetysidosten muodostumiseen on se, että vetyatomit ovat käytännössä vailla elektronikuoria: niiden ainoat elektronit ovat siirtyneet molekyyliensä happiatomeihin. Tämän ansiosta protonit, toisin kuin muut kationit, voivat lähestyä viereisten molekyylien happiatomien ytimiä ilman, että ne kokevat hylkimistä happiatomien elektronikuorista.

Vetysidokselle on tunnusomaista sitoutumisenergia 10-40 kJ/mol. Tämä energia kuitenkin riittää aiheuttamaan molekyylien yhdistyminen nuo. niiden yhdistyminen dimeereiksi tai polymeereiksi, jotka joissakin tapauksissa eivät ole vain aineen nestemäisessä tilassa, vaan myös säilyvät, kun ne muuttuvat höyryksi.

Esimerkiksi fluorivety kaasufaasissa esiintyy dimeerinä.

Monimutkaisissa orgaanisissa molekyyleissä on sekä molekyylien välisiä vetysidoksia että molekyylinsisäisiä vetysidoksia.

Molekyylit, joissa on molekyylinsisäisiä vetysidoksia, eivät voi päästä molekyylien välisiin vetysidoksiin. Siksi aineet, joissa on tällaisia ​​sidoksia, eivät muodosta assosiaatioita, ovat haihtuvampia, niillä on alhaisemmat viskositeetit, sulamis- ja kiehumispisteet kuin niiden isomeerit, jotka pystyvät muodostamaan molekyylien välisiä vetysidoksia.